TEORIE KYSELIN A ZÁSAD

1. TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, pH

2. Teorie kyselin a zásad 1. Arrheniova teorie: Kyselina – látka schopná odštěpit proton H+ Zásada - látka schopná odštěpit skupinu OH- jednoduché, názorné, ale platí jen ve vodných roztocích 2. Brönsted – Lowryho teorie Kyselina – částice (molekula, ion) schopné odštěpovat proton Zásada – částice (molekula, ion) schopné proton vázat 3. Lewisova teorie – vychází z elektronové struktury Kyseliny – látky mající volný orbital, který mohou zaplnit sdílením volného elektronového páru jiného atomu Zásady – látky mající volný elektronový pár

3. Amfoterníčástice reagují jako kyseliny nebo zásady podle prostředí H2O, NH3, HSO4-, HCO3- H2O → H+ + OH- H2O + H+→H3O+ NH3 → H+ + NH2- NH3 + H+ → NH4+

4. Vznik kyselin a hydroxidů • oxidy kyselinotvorné • elektronegativita (vlastnost atomu přitahovat • vazebné elektrony) těchto prvků v oxidech >2 • př. S – 2,4 (CO2 + H2O → H2CO3) • oxidy zásadotvorné • jen kovy, elektronegativita prvků kolem 1 • př. Ca – 1 (CaO + H2O → Ca(OH)2) – reakcí oxidu a vody

5. DISOCIACE rozklad molekuly na ionty • Disociace kyseliny    HCl     ==> H+ + Cl- • Disociace zásady     NaOH ==> Na+ + OH- • Disociace soli           NaCl ==> Na+ + Cl- Úplná disociace - dochází k ní u silných kyselin, silných zásad a solí (s kationtem silné zásady a aniontem silné kyseliny). Každá molekula přítomná v roztoku podléhá rozkladu. Částečná disociace - jak už název napovídá, k disociaci dochází pouze u části molekul přítomných v roztoku. Míru disociace určuje disociační stupeň (poměr počtu disociovaných molekul látky k jejich celkovému počtu ve vodném roztoku)

6. disociace kyseliny: disociace zásady: HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Rovnovážná konstanta Kc = [Cl-]r. [H3O+]r [HCl]r . [H2O]r Disociační konstanta kyseliny KA = [Cl-]r. [H3O+]r [HCl]r Podobně disociační konstanta zásady KB Hodnoty disociačních konstant jsou tabelovány a slouží k posouzení síly kyseliny či zásady (čím větší tím silnější)

7. NEUTRALIZACE Chemická reakce kyseliny se zásadou, při které vzniká voda a sůl - Vzniklé produkty jsou pH neutrální. Tato reakce je doprovázena změnou pH původních látek, někdy bývá provázena i barevnými změnami.

8. Kyseliny, hydroxidy a soli jsou v roztoku disociovány - skutečný mechanismus reakce je: HCl + H2O → H3O+ + Cl- (voda se chová jako zásada – přijala H) NaOH → Na+ + OH- NaCl → Na+ + Cl-přesnější zápis celé (iontové) reakce: H3O+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + 2 H2Ovynecháme – li ionty, které se v reakci nemění, dostaneme:H3O+ + OH- → 2 H2O HCl + NaOH → NaCl + H2O

9. Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá ve slučovaní kationtů H3O+ a hydroxidových aniontů OH- na molekuly vody H2Oneutrální roztok – látkové koncentrace iontů H3O+ a OH- mají stejnou hodnotu c (H3O+) = c (OH-)kyselý c (H3O+) > c (OH-)zásaditý c (H3O+) < c (OH-)

10. Kyselost a zásaditost - roztoky kyselé, neutrální a zásadité indikátory (ukazatelé): látky, které v přítomnosti kyselin mění svou barvu: lakmus, fenolftalein, metylčerveň, metyloranž… přesnější: stupnice pH s hodnotami 0 -14 pH metry, lakmusové papírky podstata kyselosti a zásaditosti: koncentrace vodíkových a hydroxidových iontů v roztoku - kyseliny silné a slabé Obecně pro kyslíkaté kyseliny: nejslabší jsou kyseliny, v jejichž molekulách se shoduje počet atomů vodíku a kyslíku. Čím více je v molekule atomů kyslíku v porovnání s atomy vodíku, tím silnější je kyselina (slabá HClO, H4SiO4, H2CO3), silná H2SO4, HClO4 Silné zásady: NaOH a KOH, slabá NH4OH

11. pH – vodíkový exponent Vyjádření míry kyselosti (zásaditosti) roztoku –stupnice pH pH = - log [H3O+] záporný logaritmus koncentrace vodíkových iontů 0 7 14 kyselostzásaditost

13. Obrázky převzaty z internetu; tabulka s hodnotami pH ze stránek wikipedie http://cs.wikipedia.org/wiki/PH